Հալոգեններ. ֆիզիկական հատկություններ, քիմիական հատկություններ: Հալոգենների և դրանց միացությունների օգտագործումը

2024 Հեղինակ: Angel Austin | [email protected]. Վերջին փոփոխված: 2024-01-18 04:13

Հալոգենները պարբերական աղյուսակում գտնվում են ազնիվ գազերից ձախ: Այս հինգ թունավոր ոչ մետաղական տարրերը գտնվում են պարբերական աղյուսակի 7-րդ խմբում: Դրանք ներառում են ֆտոր, քլոր, բրոմ, յոդ և աստատին: Չնայած աստատինը ռադիոակտիվ է և ունի միայն կարճատև իզոտոպներ, այն իրեն պահում է յոդի նման և հաճախ դասակարգվում է որպես հալոգեն: Քանի որ հալոգեն տարրերն ունեն յոթ վալենտային էլեկտրոն, նրանց անհրաժեշտ է միայն մեկ լրացուցիչ էլեկտրոն՝ ամբողջական օկտետ ձևավորելու համար: Այս հատկանիշը նրանց դարձնում է ավելի ռեակտիվ, քան ոչ մետաղների այլ խմբերը:

Ընդհանուր բնութագրեր

Հալոգենները կազմում են երկատոմային մոլեկուլներ (X₂ տիպի, որտեղ X-ը նշանակում է հալոգենի ատոմ) - հալոգենների գոյության կայուն ձև՝ ազատ տարրերի տեսքով։ Այս երկատոմային մոլեկուլների կապերը լինում են ոչ բևեռային, կովալենտային և միայնակ։ Հալոգենների քիմիական հատկությունները թույլ են տալիս նրանց հեշտությամբ միանալ տարրերի մեծ մասի հետ, ուստի դրանք բնության մեջ երբեք չեն հանդիպում առանց համակցվածության: Ֆտորն ամենաակտիվ հալոգենն է, իսկ ամենաքիչը՝ աստատինը:

Բոլոր հալոգենները կազմում են I խմբի աղեր, որոնք ունեն նմանատիպհատկությունները. Այս միացություններում հալոգենները առկա են հալոգենների անիոնների տեսքով՝ -1 լիցքով (օրինակ՝ Cl^-, Br^-): -id վերջավորությունը ցույց է տալիս հալոգենիկ անիոնների առկայությունը. օրինակ՝ Cl^- կոչվում է «քլորիդ»:

Բացի այդ, հալոգենների քիմիական հատկությունները թույլ են տալիս նրանց հանդես գալ որպես օքսիդացնող նյութեր՝ օքսիդացնել մետաղները: Քիմիական ռեակցիաների մեծ մասը, որոնք ներառում են հալոգեններ, ռեդոքս ռեակցիաներ են ջրային լուծույթում: Հալոգենները օրգանական միացություններում ածխածնի կամ ազոտի հետ ստեղծում են առանձին կապեր, որտեղ նրանց օքսիդացման աստիճանը (CO) -1 է: Երբ օրգանական միացության մեջ հալոգենի ատոմը փոխարինվում է կովալենտային կապով ջրածնի ատոմով, հալո- նախածանցը կարող է օգտագործվել ընդհանուր իմաստով, կամ ֆտորո-, քլոր-, բրոմ-, յոդ- նախածանցները հատուկ հալոգենների համար: Հալոգեն տարրերը կարող են խաչաձեւ կապակցվել՝ բևեռային կովալենտային միայնակ կապերով երկատոմային մոլեկուլներ ձևավորելու համար:

Քլորը (Cl₂) առաջին հալոգենն էր, որը հայտնաբերվեց 1774 թվականին, որին հաջորդեցին յոդը (I₂), բրոմը (Br ₂), ֆտոր (F₂) և աստատին (Ատ, վերջին անգամ հայտնաբերվել է 1940 թվականին): «Հալոգեն» անվանումը գալիս է հունական hal- («աղ») և -gen («ձևավորել») արմատներից: Այս բառերը միասին նշանակում են «աղ առաջացնող»՝ ընդգծելով այն փաստը, որ հալոգենները փոխազդում են մետաղների հետ՝ առաջացնելով աղեր։ Հալիտը քարի աղի անունն է, բնական հանքանյութ, որը կազմված է նատրիումի քլորիդից (NaCl): Եվ վերջապես, հալոգեններն օգտագործվում են առօրյա կյանքում՝ ատամի մածուկի մեջ ֆտոր կա, քլորը ախտահանում է խմելու ջուրը, իսկ յոդը նպաստում է հորմոնների արտադրությանը։վահանաձև գեղձ.

Քիմիական տարրեր

Ֆտորը 9 ատոմային համարով տարր է, որը նշվում է F նշանով։ Տարրական ֆտորն առաջին անգամ հայտնաբերվել է 1886 թվականին՝ այն մեկուսացնելով ֆտորաթթվից։ Իր ազատ վիճակում ֆտորը գոյություն ունի որպես երկատոմային մոլեկուլ (F₂) և հանդիսանում է երկրակեղևի ամենաառատ հալոգենը։ Ֆտորը պարբերական աղյուսակի ամենաէլեկտրբացասական տարրն է։ Սենյակային ջերմաստիճանում դա գունատ դեղին գազ է։ Ֆտորն ունի նաև համեմատաբար փոքր ատոմային շառավիղ։ Նրա CO-ն -1 է, բացառությամբ տարերային երկատոմիական վիճակի, որի օքսիդացման աստիճանը զրո է։ Ֆտորը չափազանց ռեակտիվ է և ուղղակիորեն փոխազդում է բոլոր տարրերի հետ, բացառությամբ հելիումի (He), նեոնի (Ne) և արգոնի (Ar): H₂O լուծույթում հիդրոֆտորաթթուն (HF) թույլ թթու է: Չնայած ֆտորը խիստ էլեկտրաբացասական է, նրա էլեկտրաբացասականությունը չի որոշում թթվայնությունը. HF-ը թույլ թթու է, քանի որ ֆտորի իոնը հիմնային է (pH> 7): Բացի այդ, ֆտորը արտադրում է շատ հզոր օքսիդիչներ: Օրինակ, ֆտորը կարող է փոխազդել իներտ գազի քսենոնի հետ՝ ձևավորելով ուժեղ օքսիդացնող նյութ՝ քսենոն դիֆտորիդ (XeF₂): Ֆտորը բազմաթիվ կիրառումներ ունի։

Քլորը 17 ատոմային համարով և Cl քիմիական նշանով տարր է: Հայտնաբերվել է 1774 թվականին՝ մեկուսացնելով աղաթթվից։ Իր տարրական վիճակում այն կազմում է Cl₂ երկատոմային մոլեկուլ: Քլորն ունի մի քանի CO-ներ՝ -1, +1, 3, 5 և7. Սենյակային ջերմաստիճանում բաց կանաչ գազ է։ Քանի որ երկու քլորի ատոմների միջև ձևավորված կապը թույլ է, Cl₂ մոլեկուլը միացությունների մեջ մտնելու շատ բարձր ունակություն ունի: Քլորը փոխազդում է մետաղների հետ՝ առաջացնելով աղեր, որոնք կոչվում են քլորիդներ: Քլորի իոնները ծովի ջրում հայտնաբերված ամենատարածված իոններն են: Քլորն ունի նաև երկու իզոտոպ՝ ³⁵Cl և ³⁷Cl: Նատրիումի քլորիդը բոլոր քլորիդներից ամենատարածվածն է:

Բրոմը 35 ատոմային համարով և Br խորհրդանիշով քիմիական տարր է: Այն առաջին անգամ հայտնաբերվել է 1826 թվականին: Իր տարրական ձևով բրոմը երկատոմային մոլեկուլ է Br₂: Սենյակային ջերմաստիճանում այն կարմրաշագանակագույն հեղուկ է։ Դրա CO-ն -1, +1, 3, 4 և 5 է: Բրոմն ավելի ակտիվ է, քան յոդը, բայց ավելի քիչ ակտիվ, քան քլորը: Բացի այդ, բրոմն ունի երկու իզոտոպ՝ ⁷⁹Br և ⁸¹Br: Բրոմը առաջանում է որպես ծովի ջրի մեջ լուծված բրոմի աղեր: Վերջին տարիներին աշխարհում զգալիորեն աճել է բրոմի արտադրությունը՝ շնորհիվ դրա առկայության և երկարատև կյանքի։ Ինչպես մյուս հալոգենները, բրոմը օքսիդացնող նյութ է և շատ թունավոր է:

Յոդը քիմիական տարր է 53 ատոմային համարով և I խորհրդանիշով: Յոդն ունի օքսիդացման աստիճաններ՝ -1, +1, +5 և +7: Գոյություն ունի որպես երկատոմային մոլեկուլ՝ I₂: Սենյակային ջերմաստիճանում այն մանուշակագույն պինդ է։ Յոդն ունի մեկ կայուն իզոտոպ՝ ¹²⁷I: Առաջին անգամ հայտնաբերվել է 1811 թջրիմուռներով և ծծմբաթթվով։ Ներկայումս յոդի իոնները կարող են մեկուսացվել ծովի ջրում։ Թեև յոդն այնքան էլ լուծելի չէ ջրում, սակայն դրա լուծելիությունը կարող է մեծանալ՝ օգտագործելով առանձին յոդիդներ։ Յոդը կարևոր դեր է խաղում օրգանիզմում՝ մասնակցելով վահանաձև գեղձի հորմոնների արտադրությանը։

Աստատինը ռադիոակտիվ տարր է 85 ատոմային համարով և At նշանով: Նրա օքսիդացման հնարավոր վիճակներն են -1, +1, 3, 5 և 7: Միակ հալոգենը, որը երկատոմային մոլեկուլ չէ: Նորմալ պայմաններում այն սև մետաղական պինդ է։ Աստատինը շատ հազվադեպ տարր է, ուստի դրա մասին քիչ բան է հայտնի: Բացի այդ, ասատինն ունի շատ կարճ կիսամյակ, ոչ ավելի, քան մի քանի ժամ: Սինթեզի արդյունքում ստացվել է 1940 թ. Ենթադրվում է, որ աստատինը նման է յոդի: Ունի մետաղական հատկություններ։

Ստորև բերված աղյուսակը ցույց է տալիս հալոգենի ատոմների կառուցվածքը, էլեկտրոնների արտաքին շերտի կառուցվածքը:

Հալոգեն	Էլեկտրոնի կազմաձևում
Ֆտոր	1s2 2s2 2p5
քլոր	3s2 3p5
բրոմ	3d10 4s2 4p5
Յոդ	4d10 5s2 5p5
Աստատին	4f14 5d106s2 6p5

Էլեկտրոնների արտաքին շերտի նման կառուցվածքը որոշում է, որ հալոգենների ֆիզիկական և քիմիական հատկությունները նման են: Սակայն այս տարրերը համեմատելիս նկատվում են նաև տարբերություններ։

Պարբերական հատկություններ հալոգեն խմբում

Պարզ նյութերի հալոգենների ֆիզիկական հատկությունները փոխվում են տարրի քանակի աճով: Ավելի լավ հասկանալու և ավելի մեծ պարզության համար մենք ձեզ առաջարկում ենք մի քանի աղյուսակ։

Խմբի հալման և եռման կետերը մեծանում են մոլեկուլի չափի մեծացման հետ (F <Cl

Աղյուսակ 1. Հալոգեններ. Ֆիզիկական հատկություններ. հալման և եռման կետեր

Հալոգեն	Հալվող T (˚C)	Եռման կետ (˚C)
Ֆտոր	-220	-188
քլոր	-101	-35
բրոմ	-7.2	58.8
Յոդ	114	184
Աստատին	302	337

Ատոմային շառավիղը մեծանում է

Միջուկի չափը մեծանում է (F < Cl < Br < I < At), քանի որ մեծանում է պրոտոնների և նեյտրոնների թիվը։ Բացի այդ, յուրաքանչյուր ժամանակաշրջանի հետ ավելանում են էներգիայի ավելի ու ավելի շատ մակարդակներ: Սա հանգեցնում է ավելի մեծ ուղեծրի և, հետևաբար, ատոմի շառավիղի մեծացման:

Աղյուսակ 2. Հալոգեններ. Ֆիզիկական հատկություններ՝ ատոմային շառավիղներ

Հալոգեն	Կովալենտային շառավիղ (pm)	Իոնային (X-) շառավիղ (pm)
Ֆտոր	71	133
քլոր	99	181
բրոմ	114	196
Յոդ	133	220
Աստատին	150

Իոնացման էներգիան նվազում է։

Եթե արտաքին վալենտային էլեկտրոնները միջուկի մոտ չեն, ապա նրանց միջից հեռացնելու համար շատ էներգիա չի պահանջվի: Այսպիսով, արտաքին էլեկտրոնը դուրս մղելու համար պահանջվող էներգիան այնքան էլ բարձր չէ տարրերի խմբի ստորին մասում, քանի որ ավելի շատ էներգիայի մակարդակներ կան: Բացի այդ, բարձր իոնացման էներգիան ստիպում է տարրի ոչ մետաղական հատկություններ դրսևորել: Յոդը և աստատինը ցուցադրում են մետաղական հատկություններ, քանի որ իոնացման էներգիան կրճատվում է (< I < Br < Cl < F):

Աղյուսակ 3. Հալոգեններ. Ֆիզիկական հատկություններ. իոնացման էներգիա

Հալոգեն	Իոնացման էներգիա (կՋ/մոլ)
ֆտոր	1681
քլոր	1251
բրոմ	1140
յոդ	1008
աստատին	890±40

Էլեկտրոնեգատիվությունը նվազում է։

Ատոմում վալենտային էլեկտրոնների թիվն ավելանում է աստիճանաբար ցածր մակարդակներում էներգիայի մակարդակների աճով: Էլեկտրոնները աստիճանաբար ավելի հեռու են գտնվում միջուկից. Այսպիսով, միջուկը և էլեկտրոնները երկուսն էլ չեն ձգվում միմյանց: Նկատվում է պաշտպանվածության բարձրացում։ Հետևաբար, էլեկտրոնեգատիվությունը նվազում է աճող ժամանակաշրջանի հետ (< I < Br < Cl < F):

Աղյուսակ 4. Հալոգեններ. Ֆիզիկական հատկություններ. էլեկտրաբացասականություն

Հալոգեն	էլեկտրբացասականություն
ֆտոր	4.0
քլոր	3.0
բրոմ	2.8
յոդ	2.5
աստատին	2.2

Էլեկտրոնների մերձեցումը նվազում է:

Քանի որ ատոմի չափը մեծանում է աճող ժամանակաշրջանի հետ, էլեկտրոնների մերձեցությունը հակված է նվազելու (B < I < Br < F < Cl): Բացառություն է կազմում ֆտորը, որի մերձավորությունը ավելի քիչ է, քան քլորինը։ Սա կարելի է բացատրել քլորի համեմատ ֆտորի ավելի փոքր չափերով։

Աղյուսակ 5. Հալոգենների էլեկտրոնների հարաբերակցությունը

Հալոգեն	Էլեկտրոնի հարաբերակցություն (կՋ/մոլ)
ֆտոր	-328.0
քլոր	-349.0
բրոմ	-324.6
յոդ	-295.2
աստատին	-270.1

Էլեմենտների ռեակտիվությունը նվազում է։

Հալոգենների ռեակտիվությունը նվազում է աճող ժամանակահատվածի հետ (<I

-ում

Անօրգանական քիմիա. Ջրածին + հալոգեններ

Հալոգենը ձևավորվում է, երբ հալոգենը փոխազդում է մեկ այլ, պակաս էլեկտրաբացասական տարրի հետ՝ առաջացնելով երկուական միացություն: Ջրածինը փոխազդում է հալոգենների հետ՝ առաջացնելով HX հալոգենիդներ:

• ջրածնի ֆտոր HF;
• ջրածնի քլորիդ HCl;
• ջրածնի բրոմիդ HBr;
• hydroiodine HI.

Ջրածնի հալոգենիդները հեշտությամբ լուծվում են ջրի մեջ՝ առաջացնելով հիդրոհալաթթուներ (հիդրոֆտորային, հիդրոքլորային, հիդրոբրոմի, հիդրոիոդային): Այս թթուների հատկությունները ներկայացված են ստորև։

Թթուները ձևավորվում են հետևյալ ռեակցիայի արդյունքում՝ HX (aq) + H₂O (l) → Х^- (aq) + H ₃O⁺ (aq).

Բոլոր ջրածնի հալոգենիդները ձևավորում են ուժեղ թթուներ, բացի HF-ից:

Հիդրոհալաթթուների թթվայնությունը մեծանում է՝ HF <HCl <HBr <HI.

Հիդրֆտորաթթուն կարող է երկար ժամանակ փորագրել ապակին և որոշ անօրգանական ֆտորիդներ:

Հնարավոր է հակասական թվալ, որ HF-ն ամենաթույլ հիդրոհալաթթուն է, քանի որ ֆտորն ունի ամենաբարձրըէլեկտրաբացասականություն. Այնուամենայնիվ, H-F կապը շատ ամուր է, որի արդյունքում շատ թույլ թթու է: Ուժեղ կապը որոշվում է կապի կարճ երկարությամբ և բարձր դիսոցման էներգիայով: Բոլոր ջրածնի հալոգենիդներից HF-ն ունի կապի ամենակարճ երկարությունը և կապի տարանջատման ամենամեծ էներգիան:

Հալոգեն օքսոաթթուներ

Հալոգեն օքսոաթթուները թթուներ են ջրածնի, թթվածնի և հալոգենի ատոմներով: Նրանց թթվայնությունը կարելի է որոշել կառուցվածքային վերլուծության միջոցով: Հալոգեն օքսոաթթուները թվարկված են ստորև՝

• Հիպոքլորաթթու HOCl.
• Քլորաթթու HClO₂.
• Քլորաթթու HClO₃.
• Պերքլորաթթու HClO₄.
• Հիպոքլորաթթու HOBr.
• Բրոմաթթու HBrO₃.
• Բրոմաթթու HBrO₄.
• Հիոդաթթու HOI.
• Յոդոնաթթու HIO₃.
• Մեթայոդաթթու HIO4, H5IO6.

Այս թթուներից յուրաքանչյուրում պրոտոնը կապված է թթվածնի ատոմի հետ, ուստի պրոտոնային կապի երկարությունները համեմատելն այստեղ անիմաստ է: Այստեղ գերիշխող դեր է խաղում էլեկտրաբացասականությունը։ Թթվային ակտիվությունը մեծանում է կենտրոնական ատոմին կապված թթվածնի ատոմների քանակի հետ:

Արտաքին տեսք և նյութի վիճակը

Հալոգենների հիմնական ֆիզիկական հատկությունները կարելի է ամփոփել հետևյալ աղյուսակում։

Նյութի վիճակ (սենյակային ջերմաստիճանում)	Հալոգեն	Արտաքին տեսք
ծանր	յոդ	մանուշակագույն
	աստատին	սև
հեղուկ	բրոմ	կարմիր-շագանակագույն
գազային	ֆտոր	գունատ արև
	քլոր	գունատ կանաչ

Արտաքին տեսքի բացատրություն

Հալոգենների գույնը մոլեկուլների կողմից տեսանելի լույսի կլանման արդյունք է, որն առաջացնում է էլեկտրոնների գրգռում։ Ֆտորը կլանում է մանուշակագույն լույսը և, հետևաբար, հայտնվում է բաց դեղին գույնով: Մյուս կողմից, յոդը կլանում է դեղին լույսը և հայտնվում մանուշակագույն (դեղինը և մանուշակագույնը փոխլրացնող գույներ են): Հալոգենների գույնը դառնում է ավելի մուգ, քանի որ ժամանակաշրջանը մեծանում է:

Փակ տարաներում հեղուկ բրոմը և պինդ յոդը հավասարակշռության մեջ են իրենց գոլորշիների հետ, որոնք կարելի է դիտարկել որպես գունավոր գազ:

Չնայած աստաթինի գույնը անհայտ է, ենթադրվում է, որ այն պետք է լինի ավելի մուգ, քան յոդը (այսինքն՝ սևը)՝ դիտարկված օրինաչափությանը համապատասխան։

Այժմ, եթե ձեզ հարցնեն. «Բնութագրեք հալոգենների ֆիզիկական հատկությունները», դուք ասելիք կունենաք:

Հալոգենների օքսիդացման վիճակը միացություններում

Օքսիդացման վիճակ հաճախ օգտագործվում է «հալոգենային վալենտության» փոխարեն։ Որպես կանոն, օքսիդացման աստիճանը -1 է։ Բայց եթե հալոգենը կապված է թթվածնի կամ այլ հալոգենի հետ, այն կարող է ընդունել այլ վիճակներ. Առաջնահերթություն ունի CO թթվածինը -2: Երկու տարբեր հալոգենի ատոմների դեպքում, որոնք կապված են միմյանց, ավելի էլեկտրաբացասական ատոմը գերակշռում է և ընդունում է CO -1:

Օրինակ, յոդի քլորիդում (ICl) քլորն ունի CO-1, իսկ յոդը՝ +1: Քլորն ավելի էլեկտրաբացասական է, քան յոդը, ուստի դրա CO-ն -1 է։

Բրոմաթթուում (HBrO₄) թթվածինը ունի CO -8 (-2 x 4 ատոմ=-8): Ջրածինը ունի +1 ընդհանուր օքսիդացման աստիճան: Այս արժեքների ավելացումը տալիս է CO-7: Քանի որ միացության վերջնական CO-ն պետք է լինի զրո, բրոմի CO-ն +7 է։

Կանոնից երրորդ բացառությունը հալոգենի օքսիդացման վիճակն է տարերային ձևով (X₂), որտեղ դրա CO-ն զրոյական է:

Հալոգեն	CO միացություններում
ֆտոր	-1
քլոր	-1, +1, +3, +5, +7
բրոմ	-1, +1, +3, +4, +5
յոդ	-1, +1, +5, +7
աստատին	-1, +1, +3, +5, +7

Ինչու՞ է ֆտորի SD-ն միշտ -1:

Էլեկտրոնեգատիվությունը մեծանում է ժամանակաշրջանի հետ: Հետևաբար, ֆտորն ունի ամենաբարձր էլեկտրաբացասականությունը բոլոր տարրերից, ինչի մասին վկայում է նրա դիրքը պարբերական աղյուսակում։ Դրա էլեկտրոնային կազմաձևն է՝ 1s² 2s² 2p⁵: Եթե ֆտորը ձեռք է բերում ևս մեկ էլեկտրոն, ապա ամենահեռավոր p-օրբիտալները լիովին լցված են և կազմում են ամբողջական ութթետ։ Քանի որ ֆտորն ունիբարձր էլեկտրաբացասականություն, այն հեշտությամբ կարող է էլեկտրոն վերցնել հարևան ատոմից: Ֆտորն այս դեպքում իզոէլեկտրոնային է իներտ գազի նկատմամբ (ութ վալենտային էլեկտրոններով), նրա բոլոր արտաքին ուղեծրերը լցված են։ Այս վիճակում ֆտորը շատ ավելի կայուն է։

Հալոգենների արտադրություն և օգտագործում

Բնության մեջ հալոգենները գտնվում են անիոնների վիճակում, ուստի ազատ հալոգենները ստացվում են օքսիդացումից՝ էլեկտրոլիզով կամ օքսիդացնող նյութերի օգտագործմամբ։ Օրինակ՝ քլորն առաջանում է աղի լուծույթի հիդրոլիզից։ Հալոգենների և դրանց միացությունների օգտագործումը բազմազան է։

• Ֆտոր. Չնայած ֆտորը բարձր ռեակտիվ է, այն օգտագործվում է բազմաթիվ արդյունաբերական ծրագրերում: Օրինակ, այն պոլիտետրաֆտորէթիլենի (Տեֆլոն) և որոշ այլ ֆտորոպոլիմերների հիմնական բաղադրիչն է: CFC-ները օրգանական քիմիական նյութեր են, որոնք նախկինում օգտագործվել են որպես սառնագենտներ և շարժիչներ աերոզոլներում: Դրանց օգտագործումը դադարեցվել է շրջակա միջավայրի վրա հնարավոր ազդեցության պատճառով։ Դրանք փոխարինվել են հիդրոքլորֆտորածխածիններով։ Ատամի մածուկին (SnF₂) և խմելու ջրին (NaF) ավելացնում են ատամի կարիեսը կանխելու համար: Այս հալոգենը գտնվում է կավի մեջ, որն օգտագործվում է կերամիկայի որոշ տեսակների (LiF) պատրաստման համար, որն օգտագործվում է միջուկային էներգիայում (UF₆), հակաբիոտիկ ֆտորկինոլոն, ալյումին արտադրելու համար (Na_{): 3} AlF₆), բարձր լարման մեկուսացման համար (SF₆).
• Քլորը նույնպես գտել է տարբեր կիրառություններ: Այն օգտագործվում է խմելու ջրի և լողավազանների ախտահանման համար։ Նատրիումի հիպոքլորիտ (NaClO)սպիտակեցնող նյութերի հիմնական բաղադրիչն է: Աղաթթուն լայնորեն կիրառվում է արդյունաբերության մեջ և լաբորատորիաներում։ Քլորը առկա է պոլիվինիլքլորիդում (PVC) և այլ պոլիմերներում, որոնք օգտագործվում են լարերի, խողովակների և էլեկտրոնիկայի մեկուսացման համար: Բացի այդ, քլորն ապացուցել է, որ օգտակար է դեղագործական արդյունաբերության մեջ: Քլոր պարունակող դեղամիջոցներն օգտագործվում են վարակների, ալերգիայի և շաքարախտի բուժման համար։ Հիդրոքլորիդի չեզոք ձևը շատ դեղամիջոցների բաղադրիչ է: Քլորն օգտագործվում է նաև հիվանդանոցային սարքավորումները ստերիլիզացնելու և ախտահանելու համար։ Գյուղատնտեսության մեջ քլորը շատ առևտրային թունաքիմիկատների բաղադրիչ է. DDT (դիքլորդիֆենիլտրիխլորէթան) օգտագործվել է որպես գյուղատնտեսական միջատասպան միջոց, սակայն դրա օգտագործումը դադարեցվել է։

• Բրոմը, իր չայրվողության պատճառով, օգտագործվում է այրումը ճնշելու համար։ Այն նաև հայտնաբերված է մեթիլբրոմիդում, թունաքիմիկատ, որն օգտագործվում է մշակաբույսերը պահպանելու և բակտերիաները ճնշելու համար: Սակայն մեթիլբրոմիդի չափից ավելի օգտագործումը օզոնային շերտի վրա դրա ազդեցության պատճառով աստիճանաբար դուրս է բերվել: Բրոմն օգտագործվում է բենզինի, լուսանկարչական ֆիլմի, կրակմարիչների, թոքաբորբի և Ալցհեյմերի հիվանդության բուժման համար նախատեսված դեղամիջոցների արտադրության մեջ։
• Յոդը կարևոր դեր է խաղում վահանաձև գեղձի ճիշտ աշխատանքի մեջ։ Եթե օրգանիզմը բավարար քանակությամբ յոդ չի ստանում, վահանաձև գեղձը մեծանում է։ Խպիպը կանխելու համար այս հալոգենը ավելացնում են կերակրի աղին: Յոդը նույնպես օգտագործվում է որպես հակասեպտիկ: Յոդը հայտնաբերված է լուծույթներում, որոնք օգտագործվում ենբաց վերքերի մաքրում, ինչպես նաև ախտահանող սփրեյներում։ Բացի այդ, արծաթի յոդիդը կարևոր է լուսանկարչության մեջ:
• Աստատինը ռադիոակտիվ և հազվագյուտ հողի հալոգեն է, ուստի այն դեռ ոչ մի տեղ չի օգտագործվում: Այնուամենայնիվ, ենթադրվում է, որ այս տարրը կարող է օգնել յոդին վահանաձև գեղձի հորմոնների կարգավորման մեջ: